Estefany Coca Andrade grupo:211

domingo, 5 de junio de 2011

Aplicación del PH

 El pH
 (Potencial de hidrógeno) es una medida de la acidez o al-calidad de una solución. El pH indica la concentración de iones HIDRONIO [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa "potencial de HIDRÓGENO " (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latínpondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el quimico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
\mbox{pH} = -\log_{10} \left[ \mbox{a}_{H_3O^+} \right]
Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.
Por ejemplo, una concentración de [H3O+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que: pH = –log[10–7] = 7
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 (el valor del exponente de la concentración es mayor, porque hay más protones en la disolución) , y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (donde el disolvente es agua).
Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH.
Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH y H3O+, tenemos que:
K(constante)w(water; agua) = [H3O+]·[OH]=10–14 en donde [H3O+] es la concentración de iones hidronio, [OH] la de iones hidroxilo, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua, que vale 10−14.
Por lo tanto,
log Kw = log [H3O+] + log [OH]
–14 = log [H3O+] + log [OH]
14 = –log [H3O+] – log [OH]
pH + pOH = 14
Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

De acuerdo con lo anteriormente expuesto, la Fig. 3 muestra el pH que presentan algunas sustancias de uso común.
Fig. 3. Reacción (ácida, neutra y básica) y pH aproximado de varias sustancias de uso común.
Desde el punto de vista químico y matemático, el pH de una disolución se define como “el logaritmo decimal del valor inverso de la concentración de iones hidrógeno (H+) que tiene dicha disolución”. Lo que acabamos de exponer viene representado por la ecuación [1]:
 
De acuerdo con lo anteriormente expuesto, la Fig. 3 muestra el pH que presentan algunas sustancias de uso común.
Fig. 3. Reacción (ácida, neutra y básica) y pH aproximado de varias sustancias de uso común.
Desde el punto de vista químico y matemático, el pH de una disolución se define como “el logaritmo decimal del valor inverso de la concentración de iones hidrógeno (H+) que tiene dicha disolución”. Lo que acabamos de exponer viene representado por la ecuación [1]:
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indicador del ph
Indicadores de pH.
Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.
Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros(entre los cuales podemos destacar a la col morada y la piel de ciruela, que son usadas por algunas culturas indígenas).





pH quiere decir potencial de hidrógeno. El pH es una escala de medida simplificada, que indica la acidez o alcalinidad de una solución.
La acidez y la alcalinidad son 2 extremos que describen propiedades químicas. Al mezclar ácidos con bases se pueden cancelar o neutralizar sus efectos extremos. Una sustancia que no es ácida ni básica (o alcalina) es neutral.
Normalmente la escala del pH va desde 0 hasta 14. Un pH de 7 es neutral. Un pH menor de 7 es ácido puede quemarnos. Un pH mayor que 7 es básico o alcalino, puede disolver la carne.
La escala del pH es logarítmica, lo que significa que con relación a un pH de 7, un pH de 6 es 10 veces más acido. Un pH de 5 será 100 veces más ácido.
El agua pura tiene un pH neutral, o sea de 7. Cuando es mezclada con otros químicos se convierte en ácida o alcalina.
Algunos ejemplos de sustancias ácidas son: el vinagre y el extracto de limón. La lejía, leche de magnesia y amoníaco son bases o sustancias alcalinas.













Al ingerir alimentos alteramos el pH de nuestro cuerpo. El pH de nuestro estómago es de 1.4 debido al ácido que contiene y que es útil para descomponer los alimentos.
Algunas comidas y sus combinaciones pueden provocar que el estómago genere más ácido. Si esto sucede con mucha frecuencia, el ácido podría perforar el estómago causando una úlcera. Demasiado ácido en el estómago podría escapar hacia el esófago y llegar hasta tu boca. Esta desagradable sensación se conoce como acidez. Debes tener en cuenta los alimentos que injieres.

Alimento ácido

Alimento neutro

Alimento álcali

Zumo de limón – pH 2
Leche – pH 7
Leche de magnesia - pH 10


Las combinaciones de ácidos y álcalis (bases) se neutralizan automáticamente. Para atacar la acidez en el estómago, los médicos recomiendan tomar un anti-ácido. Los antiácidos, que químicamente son una base, neutralizan el ácido estomacal produciendo mejoría. También el bicarbonato de sodio tiene el mismo efecto.
Bicarbonato de sodio